Géométrie de quelques molécules Situation déclenchant
Pour un atome donné certains ions sont privilégiés, par exemple Na
+et non Na
++
, Mg
++et non Mg
+, Cl
-et non Cl
-ou Cl
+.
On outre, comment les molécules se forment ? Bilan : Le monde qui nous entoure est constitué par
I- Les règles du "duet» et de l’octet 1- Les gaz rares
Dans la nature, les atomes ont tendance à s'associer pour former des molécules, des composés ioniques ou des métaux. Seuls les atomes de gaz nobles (He, Ne, Ar,
….) présentent une certaine inertie chimique, ce sont des gaz monoatomiques dans les conditions ordinaires de température et de pression.
Cette particularité est liée à la configuration électronique de la couche externe des atomes de gaz nobles :
Ar (Z = 18) Ne (Z = 10)
He (Z = 2) Gaz rare
8
(M)
8(L)
2(K)
8
(L)
2(K)
2
(K) Structure électronique
A l'exception de l'atome d'hélium qui possède 2 électrons sur sa couche externe, les autres atomes de gaz nobles ont tous 8 électrons sur leur couche externe.
La grande stabilité des atomes de gaz nobles est donc liée au nombre particulier d'électrons qu'ils possèdent sur la couche externe :
Soit 2 électrons ou un «duet» d'électrons pour l'atome d'hélium He
Soit 8 électrons ou un octet d'électrons pour les autres atomes de gaz nobles : Ne, Ar,… etc.
2- Énoncé des deux règles : duet & octet
Contrairement aux atomes de gaz nobles, les autres atomes, dans les entités (ions, molécules) qu’ils forment, ont tendance à adopter la configuration électronique externe des gaz rares. On peut alors définir deux règles :
2- 1- La règle du «duet»
Les atomes dont le numéro atomique est proche de celui de l'hélium
(Z 4)ont tendance à adopter sa configuration à deux électrons (K)
2. C'est la règle du «duet».
2- 2- La règle de l'octet
Les autres atomes dont le numéro atomique
(4 Z 18)ont tendance à adopter la configuration électronique externe possédant huit électrons comme celle des autres gaz nobles : Ne, Ar, …. C'est la règle de l'octet.
3- Application aux ions monoatomiques stables Atome
Structure électronique de
l’atome
Structure électronique du gaz rare le plus proche
Ion correspondan
t
Structure électronique
de l’ion
3
7Li 1
(L)
2(K)
2(K) Li
+( K )
213
27
Al
3(M)
8(L)
2(K)
1020Ne 8(L)
2(K) Al
3+( L)
2(K )
89
19
F
7(L)
2(K)
1020Ne 8(L)
2(K) F
-( L)
2(K )
88
16
O
6(L)
2(K)
1020Ne
8(L)
2(K) O
2-( L)
2(K )
817
35Cl 7
(M)
8(L)
2(K)
1836Ar
8(M)
8(L)
2(K) Cl
-( M)
8(L)
2(K )
8II- Représentation des molécules selon le modèle de Lewis
Dans les molécules, les atomes mettent en commun des électrons de leurs couches externes en respectant, si possible, les règles du «duet» et de l'octet.
1. La liaison covalente
i) Une liaison covalente simple est une mise en commun de deux électrons entre deux atomes, chaque atome fournissant normalement un électron. Le doublet d'électrons mis en commun (ou doublet liant) est à l’origine de la liaison covalente établie entre les deux atomes. On représente une liaison covalente par un tiret entre les deux atomes concernés.
ii) Une liaison covalente double est une mise en commun de quatre électrons entre deux atomes, chaque atome fournissant normalement deux électrons.
iii) Une liaison covalente triple est une mise en commun de six électrons entre deux atomes, chaque atome fournissant normalement trois électrons.
Remarque : Les électrons mis en commun appartiennent à chacun des deux atomes et doivent être pris en compte dans le total des électrons de chaque atome.
2. Les doublets non liants
Les électrons d'un atome, qui ne participent pas aux liaisons covalentes, restent sur cet atome et sont répartis en doublets d'électrons appelés doublets non liants. Chaque doublet non liant est représenté par un tiret placé sur l'atome considéré.
Observatio n Exempl
e Nbre de liaison
possible Nbre d’é de
la couche externe Structure
électroniqu e Symbole
de l’atome
monovalent
H−H nL=2−1=1
1 (
K)
1Hydrogène
1 1H
H−Cl nL=8−7=1
(
K)
2(
L)
8(
M)
71 Chlore
17 35Cl
bivalent
nL=8−6=2 O=O6 (
K)
2(
L)
6Oxygène
8 16O
trivalent
N≡N nL=8−5=3
5 (
K)
2(
L)
5Azote
7 14N
4He
2
Tétravalent
8 4 4 nL
4 (
K)
2(
L)
4Carbone
6 12C
3. Représentation des molécules selon le modèle de Lewis.
Méthode pratique pour représenter les molécules selon le modèle de Lewis
Pour représenter les molécules selon le modèle de Lewis, on suit les étapes suivantes :
On écrit le nom et la formule brute de la molécule.
On écrit la configuration électronique en différentes couches de chaque atome constituant la molécule.
On trouve le nombre d'électrons
n
e de la couche externe de chaque atome constituant la molécule. On trouve le nombre total nt d'électrons externes intervenant dans la molécule en faisant la somme des différents
n
e. On trouver le nombre total
n
d de doublets liants et non liants en divisant par 2 le nombre total d'électrons externesn
t de la molécule 2t d
n n
.
On détermine le nombre de doublet liant répartit (les liaisons covalente) nl de chaque atome en respectant :
La règle du « duet ».pour l'atome d'hydrogène (nl = p – ne) avec p = 2.
La règle de l'octet pour les autres atomes (nl = p – ne) avec p = 8.
On détermine le nombre de doublet non liant (doublet libre) nnl de chaque atome en utilisant la relation :
nnl = nt − nl 2
finalement, on représente la molécule selon le modèle de Lewis.
Exemple
nnl : Nbre de doublet liant nl : Nbre de doublet liant
l 8 e
n n 2 ou
l e
n n nt : Nbre d’é de la
couche externe Structure
électronique l’atome
1 1H
17 35Cl
8 16O
7 14N
6 12C
Exemples de représentation de la molécule selon le modèle de Lewis
i) La molécule du gaz de chlorure de hydrogène : HCl Les
atomes
Structure
électronique
p n
ln
nln
tn
d Représentation deLewis
1
1H (K)1
2 1 0 1
82 = 4
17
35Cl 7(M)8(L)2(K)
8 1 3 7
ii) La molécule du dioxyde de hydrogène H2
Les atomes
Structure
électronique
p n
ln
nln
tn
dReprésentation de Lewis
1
1H
(K)
12 1 0 1
22 = 1
1
1H
(K)
12 1 0 1
iii) La molécule de l’eau : H2O Les
atomes
Structure
électronique
p n
ln
nln
tn
d Représentation deLewis
1
1H
(K)
12 1 0 1
8 2 = 4
11H
(K)
12 1 0 1
8
16O
(K)
2(L)
68 2 2 6
vi) La molécule de dioxyde d’oxygène : O2
Les atomes
Structure
électronique
p n
ln
nln
tn
d Représentation deLewis
8
16O
(K)
2(L)
68 2 2 6
122 = 6
8
16O
(K)
2(L)
68 2 2 6
v) La molécule de dioxyde de carbone : CO2
Les atomes
Structure
électronique
p n
ln
nln
tn
d Représentation deLewis
6
12C
(K)
2(L)
48 4 0 4
16 8
2
8
16O
(K)
2(L)
68 2 2 6
8
16O
(K)
2(L)
68 2 2 6
vi) La molécule de dioxyde d’azote Les
atomes
Structure
électronique
p n
ln
nln
tn
d Représentation deLewis
7
14N
(K)
2(L)
58 3 1 5
142 = 7
7
14N
(K)
2(L)
58 3 1 5
III- Les isomères
1- La formule brut & formule développée
1- 1- Formule brute : La formule brute d’une molécule est une écriture simplifiée qui renseigne sur la nature et le nombre des éléments qui la composent.
1- 2- Formule développée : La représentation en formule développée d’une molécule est une représentation de Lewis où les doublets liants n’en sont pas représentés.
2- Les isomères
Les isomères sont des composées moléculaires ayant la même formule brut mais ils se différent de leurs formule développée.
Exemple :
et3- Exemples d’application
Donner la formule développée des molécules suivantes : O2 ، C2H2، N2، CO2، C2H4، HCN و CH2O
Réponse
Non de la molécule La formule brute Modèle de Lewis La formule
développée Dioxyde d’oxygène O2
Éthyne
(Acétylène) C2H2
Azote N2
Dioxyde de
carbone CO2
Ethylène C2H4
Acide nitrique HCN
méthanal CH2O
IV. Géométrie de quelques molécules simples 1- Observation de modèles moléculaires
Un modèle moléculaire permet de construire une image de la molécule en 3 dimensions en respectant la position des atomes les uns par rapport aux autres.
Chaque atome y est représenté par une boule de couleur et volume bien définies ; le couleur des éléments les plus courants : H : blanc C : noir O : rouge
N : bleu Cl : vert
On distingue de types de modèles moléculaires :
Les liaisons covalentes sont représentées par des bâtonnets dans les modèles éclatés (les distances entre les atomes ne sont pas respectées dans ce cas).
Dans les modèles compacts les distances interatomiques sont respectées et les liaisons n’apparaissent pas.
Exercice d’application : Construire les modèles moléculaires des molécules suivantes et donner leur géométrie
HCℓ, O2 , CH4 , , NH3 et H2O
La molécule Modèle éclaté La géométrie HCℓ
O
2CH
4Tétraédrique
NH
3Pyramide
H
2O triangulaire
Remarques :
La plupart des molécules se forment d’un atome central lié à d’autres atomes par des liaisons simples ;
suite à la répulsion des doublets d’électrons liants et non liants entre eux, les molécules vont prendre des forment géométrique dans l’espace bien déterminé.
La représentation de Lewis permet-elle d’expliquer pourquoi les molécules CH4 et NH3 ne sont pas planes et pourquoi la molécule H2O n’est pas linéaire ?
2- Un nouveau modèle : le modèle de Gillespie
Les charges électriques de même signe se ……….. et les forces de répulsion sont d’autant plus fortes que les charges sont plus ……….………… les unes des autres.
Les doublets d’électrons (liants ou non) étant constitués d’électrons porteurs de charges
………, ils exercent les uns sur les autres des forces de
……….…….
Le modèle de Gillespie explique la géométrie des molécules en considérant que les doublets externes (liants et non liants) des atomes s’orientent dans l’espace de façon à ce que les répulsions entre doublets soient les plus faibles possibles ce qui signifient que les doublets doivent être le plus ……….….possibles les uns des autres.(l’ensemble est ainsi plus stable).
Les atomes d’une molécule sont généralement entourés de 4 doublets. S’ils étaient tous dans le même plan, l’angle entre 2 doublets serait de ……….
Dans l’espace il existe une configuration pour laquelle ces doublets sont plus éloignés les uns des autres : c’est la configuration tétraédrique
L’atome est au centre d’un tétraèdre régulier et les 4 doublets sont dirigés vers les 4 sommets ; les angles entre 2 doublets sont de 109°.
: représente un doublet liant ou non liant Remarque concernant les angles des liaisons dans les différentes molécules :
angle HCH= 109° angle HNH= 107° angle HOH = 105°
Les doublets non liants sont ……….……répulsifs que les doublets liants.
3- La représentation de Crame
Pour représenter une molécule tétraédrique sur une feuille de papier on utilise la représentation de Cram.
- La molécule est placée de façon à ce que le maximum d’atomes soit dans le plan de la figure - Par convention on représente par:
Un trait simple ( ) les liaisons situées dans ce plan et les doublets non liants Un triangle noir ( ) la liaison située en avant de ce plan
Un triangle hachuré ( ) la liaison située en arrière de ce plan - L’atome formant le plus de liaisons est au centre de la représentation.
Donner les représentations de Cram des molécules ci-dessous :
CH4 NH3 H2O
IV. Application